弱塩基(じゃくえんき)の電離(でんり)定数(ていすう)

アンモニアNH₃は水(みず)に溶(と)けると、一部(いちぶ)だけが水(みず)からH⁺を受(う)け取(と)ってNH₃＋H₂O⇄NH₄⁺＋OH⁻のように電離(でんり)（新しいタブで開きます）する。酸(さん)と同(おな)じようにこれも電離(でんり)する反応(はんのう)と戻(もど)る反応(はんのう)がつり合(あ)う電離(でんり)平衡(へいこう)になっている。

この平衡(へいこう)の塩基(えんき)の電離(でんり)定数(ていすう)はKbと書(か)かれ、$K_b=\dfrac{[NH_4^+][OH^-]}{[NH_3]}$と定義(ていぎ)される。弱酸(じゃくさん)のKaと同(おな)じく、Kbは温度(おんど)が同(おな)じならアンモニアのモル濃度(のうど)（新しいタブで開きます）にかかわらず一定(いってい)の値(あたい)だ。

アンモニアのKbは25℃で1.8×10⁻⁵mol/Lという値(あたい)が知(し)られている。弱酸(じゃくさん)のKaと弱塩基(じゃくえんき)のKbは、どちらも電離(でんり)平衡(へいこう)がどれだけ右(みぎ)（電離(でんり)する側(がわ)）に偏(かたよ)っているかを表(あらわ)す同(おな)じ種類(しゅるい)の定数(ていすう)だ。

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電離(でんり)度(ど)βが1よりかなり小(ちい)さいとき、弱酸(じゃくさん)のときと同(おな)じ形(かたち)の近似(きんじ)式(しき)$\beta=\sqrt{K_b/c}$、$[\mathrm{OH^-}]=\sqrt{cK_b}$が使(つか)える。

例(れい)1：0.10mol/LのアンモニアNH₃水溶液(すいようえき)で、Kbを1.0×10⁻⁵mol/Lとする。β＝√(Kb/c)＝√(1.0×10⁻⁵÷0.10)＝√(1.0×10⁻⁴)＝0.010（1.0%）。[OH⁻]＝√(cKb)＝√(0.10×1.0×10⁻⁵)＝1.0×10⁻³mol/Lで、pOH＝3、水(みず)のイオン積(せき)KwからpH(ピーエイチ)＝14−3＝11と求(もと)まる。

例(れい)2：同(おな)じアンモニアを薄(うす)めて1.0×10⁻³mol/Lにしても、Kbは変(か)わらず1.0×10⁻⁵mol/Lのまま。β＝√(1.0×10⁻⁵÷1.0×10⁻³)＝0.10（10%）に増(ふ)え、[OH⁻]＝1.0×10⁻³×0.10＝1.0×10⁻⁴mol/Lとなる。pOH＝4、pH(ピーエイチ)＝14−4＝10で、薄(うす)めるほどpH(ピーエイチ)は7（中性(ちゅうせい)）に近(ちか)づく。

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弱酸(じゃくさん)の電離(でんり)定数(ていすう)（新しいタブで開きます）Kaと弱塩基(じゃくえんき)の電離(でんり)定数(ていすう)Kbは、どちらも「HA⇄H⁺＋A⁻」「B＋H₂O⇄BH⁺＋OH⁻」という形(かたち)の電離(でんり)平衡(へいこう)に対(たい)する、生成物(せいせいぶつ)（新しいタブで開きます）の濃度(のうど)の積(せき)と電離(でんり)前(まえ)の物質(ぶっしつ)の濃度(のうど)の比(ひ)という同(おな)じ形(かたち)の定義(ていぎ)で表(あらわ)される。

そのため計算(けいさん)のしかたも共通(きょうつう)で、電離(でんり)度(ど)が小(ちい)さいときはα＝√(Ka/c)、β＝√(Kb/c)という同(おな)じ形(かたち)の近似(きんじ)式(しき)が使(つか)える。[H⁺]を求(もと)める弱酸(じゃくさん)の計算(けいさん)と、[OH⁻]を求(もと)める弱塩基(じゃくえんき)の計算(けいさん)は、文字(もじ)の意味(いみ)が違(ちが)うだけで式(しき)の作(つく)り方(かた)は同(おな)じだ。

弱塩基(じゃくえんき)の場合(ばあい)は[OH⁻]までしか直接(ちょくせつ)求(もと)まらないので、そこから[H⁺]やpH(ピーエイチ)に進(すす)むには、水(みず)のイオン積(せき)Kw＝[H⁺][OH⁻]を必(かなら)ず使(つか)う。弱酸(じゃくさん)・弱塩基(じゃくえんき)・Kwの3つの考(かんが)え方(かた)がつながって、どんな水溶液(すいようえき)のpH(ピーエイチ)も求(もと)められるようになる。